kjemisk binding

Grunnstoffatomer med få elektroner i ytterste skall (1–3 valenselektroner) vil ha for få elektroner til å klare å få åtte elektroner uansett hva slags atomer de settes sammen med. Da er det «nest beste» å miste elektronene i det ytterste elektronskallet. Siden de mister ett eller flere elektroner blir de positive ioner (kationer). Metaller danner positive ioner.

Atomer med mange elektroner i ytterste skall (5–7 valenselektroner) trenger bare noen få elektroner til for å bli stabile. Disse atomene kan derfor danne elektronparbindinger (se nedenfor), men de kan også ta til seg elektroner fra metallatomer, og dermed danne negative ioner (anioner). Ikke-metaller danner negative ioner.

De positive og de negative ionene vil så tiltrekkes av hverandre slik som to magneter tiltrekker seg hverandre. Hvert positivt ion blir omkransa av negative ioner, og hvert negativt ion blir omkransa av positive ioner. På denne måten vil hvert enkelt ion ha mange ioner med motsatt ladning rundt seg. De positive og negative ionene danner til sammen et salt der ionene står i et regelmessig ionegitter i en saltkrystall.

Metallene har få elektroner i ytterste skall, og danner ofte positive ioner ved at atomene mister de få elektronene de har i det ytterste skallet.

Dersom metallatomene ikke har grunnstoffatomer som kan danne negative ioner i nærheten av seg, vil metallatomenes «til-overs-elektroner» forbli løse elektroner. Disse elektronene vil oppholde seg innimellom de positive ionene i metallet. Hvert metallion blir omslutta av andre positive metallioner, mens det er en «sky» av negativt lada elektroner mellom disse positive ionene. Det er disse elektronene som holder ionene sammen. Fuktig sand er et godt bilde på dette: sandkornene har vann rundt seg på alle kanter i hulrommene mellom kornene.

Elektrisk strøm er bevegelse av disse «innimellom»-elektronene i en bestemt retning.

Elektronparbindinger (tidligere ofte kalt kovalente bindinger) er bindinger hvor to atomer deler på elektronene. Atomer med mange elektroner i ytterste elektronskall (fire eller mer) vil gå sammen om å dele på elektroner til de får tilgang til åtte elektroner.

Kloratomer har sju elektroner i ytterste skall, men trenger åtte for å bli stabile. Da kan to kloratomer gå sammen og dele på ett elektron fra hvert atom. Da får begge atomene «bruksrett» til disse to felles elektronene og begge atomene får åtte elektroner i ytterste skall så atomene blir stabile. De to delte elektronene danner ei elektronparbinding mellom atomene.

I vann (H₂O) vil oksygenatomet ha seks elektroner i ytterste skall, men trenger åtte for å bli stabilt. Hydrogenatomene har ett elektron i sitt ene elektronskall og ønsker to, siden det ikke er plass til flere enn to elektroner i dette innerste, eneste elektronskallet. Hvis oksygenatomet med sine seks elektroner går sammen med to hydrogenatomer, får det tilgang til ett elektron fra hvert hydrogenatom og får åtte elektroner i ytterste skall og blir dermed stabilt. Hydrogenatomene får til gjengjeld tilgang til ett elektron hver fra oksygen og blir også stabile fordi de får de to elektronene det er plass til i innerste elektronskall. Det er nå danna to bindinger mellom ett H-atom og O-atomet, og hver binding består av to elektroner.

Ei elektronparbinding med to elektroner, ett fra hvert atom som er bundet sammen, er det vanligste. Slik elektronparbinding kalles også ei enkeltbinding.

Elektronparbinding er fellesnavn for enkeltbindinger, dobbeltbindinger og trippelbindinger. Alle tre typene elektronparbinding holder sammen to atomer, men det er ulikt hvor mange elektroner som deles mellom atomene. Elektronparbindinger kan gå mellom to like eller to ulike atomer.

Ei elektronparbinding som inneholder fire elektroner kalles ei dobbeltbinding. Et eksempel er oksygengass. Oksygenatomet med sine seks elektroner i ytterste elektronskall trenger to elektroner til, og to O-atomer vil dele to elektroner med hverandre og danne et O₂-molekyl (oksygengass). Da får hvert av O-atomene «bruksrett» til åtte elektroner og blir stabilt. Det vil ha fire elektroner som atomet har alene og fire som det deler med naboatomet.

Ei elektronparbinding som inneholder seks elektroner kalles ei trippelbinding. I nitrogengass har to nitrogenatomer bundet seg sammen til et N₂-molekyl. Hvert nitrogenatom har bare fem elektroner i ytterste elektronskall, men trenger åtte for å bli stabilt. Da kan et nitrogenatom dele tre elektroner med et annet nitrogenatom. Da får hvert nitrogenatom «bruksrett» på åtte elektroner og blir stabilt. Her er det tre elektroner fra hvert nitrogenatom, seks totalt, som danner binding.

Et særtilfelle er bananbinding i B₂H₆-molekylet, se diboran. Her er ett hydrogenatom bundet til to ulike boratomer samtidig, selv om hydrogenatomet har plass til bare to bindingselektroner. Derfor er ei bananbinding i praksis to «halvbindinger» mellom B–H–B-atomene.

Grunnstoffene øverst til høyre i periodesystemet, med unntak av edelgassene i gruppe (kolonne) 18 helt til høyre, vil trekke på bindingselektronene over mot seg dersom de er bundet til andre slags grunnstoffatomer. Da dannes ei polar binding mellom atomene. Den kalles polar fordi det oppstår to elektriske poler i molekylet: én positiv og én negativ.

Et eksempel er vann, der oksygenatomet trekker bindingselektronene mot seg selv, bort fra hvert av hydrogenatomene. Bindingselektronene mellom et hydrogenatom og et oksygenatom blir forskjøvet over mot oksygen, og det dannes ei polar binding. Bindinga holder fremdeles sammen helt bestemte atomer, men elektronene i bindinga er noe nærmere oksygenatomet.

Hvis det er stor forskjell på hvor kraftig de ulike grunnstoffatomene trekker på elektroner, brytes elektronparbindinga og det dannes istedenfor ei ionebinding. Ett av atomene får da overta begge bindingselektronene og danner et negativt ion, det andre atomet mister bindingselektronene og danner et positivt ion.

Molekyler med binding mellom hydrogen og oksygen (H–O-binding), nitrogen (H–N-binding) eller fluor (H–F-binding) har ei sterkt polar binding inni molekylet. Det betyr at bindingselektronene trekkes bort fra hydrogenatomet og over mot oksygen-, nitrogen- eller fluoratomet. Det gjør at hydrogenatomet blir ganske sterkt delvis positivt lada, og tilsvarende ganske sterk delvis negativ ladning på oksygen-, nitrogen- eller fluoratomet.

Siden disse molekylene får atomer med ganske sterk delvis positiv/negativ ladning, blir de tiltrukket av hverandre: Et delvis positivt atom i et molekyl tiltrekkes av et delvis negativt atom i et nabomolekyl. Denne tiltrekninga kalles hydrogenbinding.

Hydrogenbindinga mellom vannmolekylene er årsaken til at vann fryser når det er kaldt (minusgrader) og holder seg flytende mens man koker det. Et langt større molekyl som karbondioksid (CO₂) er gass helt ned til –78 °C.

Molekyler som har polare bindinger, men ikke H–O-binding, H–N-binding eller H–F-binding, vil også få atomer med delvis positiv ladning og delvis negativ ladning, på grunn av de polare bindingene som elektronene har forskjøvet over mot det ene av atomene. Disse atomene vil tiltrekke seg motsatt lada atomer i nabomolekylene, men tiltrekningene er ikke så sterke som hydrogenbindinger. Tiltrekning av denne typen kalles dipol-dipol-binding.

Et eksempel her er C=O-bindinga i aceton, der oksygenatomet drar bindingselektronene over mot seg, og karbonatomet får ei delvis positiv ladning og oksygenatomet tilsvarende delvis negativ ladning. Et delvis negativt O-atom i et molekyl vil tiltrekkes av et delvis positivt C-atom i et nabomolekyl.

Dipol-dipol-bindinger og hydrogenbindinger er egentlig akkurat samme fenomen, men siden denne tiltrekninga er så mye kraftigere i vann, ammoniakk og andre molekyler med H–O-binding, H–N-binding eller H–F-binding, har kjemikerne gitt tiltrekninga to ulike navn etter hvor sterk den er.

Molekyler med bare vanlige elektronparbindinger og uten atomer som trekker mer på bindingselektronene enn andre atomer, kan ikke danne sterke tiltrekninger mellom molekylene. Likevel kan elektronene i slike molekyler tilfeldigvis bli litt forskjøvet inni molekylet, så det blir en svak delvis positiv ladning på et atom og en svak delvis negativ ladning på et annet. Når dette skjer i ulike molekyler samtidig, vil disse tiltrekke hverandre, og denne typen veldig svake tiltrekninger kalles London-bindinger.

I Norge har det vært tradisjon å kalle London-bindinger for «van der Waals-binding», men van der Waals-binding brukes internasjonalt som fellesnavn for alle typer svake tiltrekninger mellom molekyler, altså brukes van der Waals-binding som fellesnavn for hydrogenbindinger, dipol-dipol-bindinger og London-bindinger